Справочник химика 21

Химия и химическая технология

Статьи Рисунки Таблицы О сайте English

Молекулярные оболочки (молекулярные орбиты, МО)

    Молекулярные оболочки (молекулярные орбиты, МО) [c.25]

    Символ К К означает наличие четырех электронов на внутренних оболочках с п = 1, которые не оказывают влияния на химическую связь. Согласно экспериментальным данным, длина связи в В2 равна 1,59 А, т.е. меньще, чем в молекуле 2 (2,67 А). Энергия связи соответственно больше 274 кДж моль по сравнению с 110 кДж моль Оба эффекта обусловлены большим положительным зарядом ядра бора, который обусловливает более прочное взаимодействие с электронами. Веским аргументом в пользу теории молекулярных орбиталей явилось экспериментальное обнаружение (путем магнитных измерений) в молекуле В2 двух неспаренных электронов. Оно служит прямым подтверждением именно той последовательности орбитальных энергетических уровней и к , которая указана на рис. 12-8 если бы последовательность этих орбитальных уровней была обратной, оба электрона должны были располагаться со спаренными спинами на орбитали а , и в молекуле не было бы неспаренных спинов. (Исторически дело обстояло так неспаренные электроны в В2 не были предсказаны заранее экспериментальное обнаружение неспаренных электронов в В2 заставило пересмотреть прежние взгляды на последовательность орбитальных энергий в двухатомных молекулах и придать ей вид, иллюстрируемый рис. 12-8.) [c.526]


    Совокупность МО молекулы, занятых электронами, будем называть ее электронной конфигурацией. Электронная конфигурация молекулы, так же как и для атома, строится на основе двух фундаментальных положений — принципа наименьшей энергии (электрон занимает в молекуле свободную орбиталь с наименьшей энергией) и принципа Паули (на одной МО не может находиться более двух электронов, при этом спины электронов должны быть антипараллельны). Следовательно, для описания электронной конфигурации основного состояния молекулы с 2п электронами (или 2п —1) требуется п молекулярных орбиталей. Вырожденные орбитали заполняются в соответствии с первым правилом Гунда (см. 10). Электронные оболочки молекул, в которых на каждой заселенной орбитали [c.59]

    Полностью завершенная электронная оболочка атомов (5 р , а у гелия 5 приводит к чрезвычайной инертности этих веществ. В газообразном состоянии инертные газы состоят из атомов. В гипотетических молекулах (Нег, Neг,...) число заполненных связывающих молекулярных орбиталей было бы равным числу заполненных разрыхляющих молекулярных орбита-лей, так что такие молекулы не существуют (разд. 6.2.4). [c.491]

    Во-первых, принимают, что связи, а следовательно, и молекулярные орбиты, образуются электронами внешних оболочек (валентные электроны). [c.259]

    Спины электронов, находящихся на одной атомной или молекулярной орбитали, суммируются и взаимно компенсируются. Поэтому валентно-насыщенные частицы не обладают магнитным моментом, обусловленным спином электронов. Тем не менее они взаимодействуют с магнитным полем, хотя и существенно слабее, чем парамагнитные частицы. Это взаимодействие обусловлено действием внешнего магнитного поля на электронные оболочки, т. е. на движущиеся электрические заряды. В результате действий магнитного поля движение электронов искажается, возникает некоторая намагниченность, пропорциональная напряженности приложенного поля и направленная навстречу полю. Тем самым внешнее поле как бы ослабляется. В частности, это приводит к некоторому выталкиванию вещества из магнитного поля, т, е, этим эффектом обусловлен диамагнетизм веществ, построенных из валентно-насыщенных частиц. Естественно, что диамагнетизм присущ и парамагнитным частицам, поскольку они практически всегда наряду с неспаренными электронами имеют и спаренные электроны. Однако в связи с тем что диамагнитные эффекты существенно слабее парамагнитных, в целом частицы не слишком большого размера, обладающие собственным магнитным моментом электронной природы, проявляют парамагнитные свойства. [c.91]


    Метод ММО, предложенный Л. Салемом, удобен для нахождения оптимальных путей реакции сопряженных молекул с хорощо разделенными системами п- и т-МО. Молекулярные орбитали системы взаимодействующих молекул строятся из МО изолированных участников реакции, которые рассчитываются по методу Хюккеля (см. гл. 8). Такие МО называют межмолекулярными орбиталями. Они образуются при (Т-перекрывании МО реагентов (см., например, структуры I, 1П). Основной отличительной особенностью метода Салема является то, что в нем в явном виде учитывается этот тип перекрывания. Включение интегралов перекрывания позволяет учесть электронное отталкивание при сближении тг-систем с заполненными электронными оболочками. Важное значение этого эффекта становится понятным при рассмотрении образования ММО пу- [c.512]

    Молекулы N2 и СО имеют заполненные молекулярные орбитали, которые суммарно можно сопоставлять с заполненной оболочкой атомных орбиталей кайносимметричного атома неона с его десятью электронами. Связевые электроны молекул N2 и СО происходят генетически от кайносимметричных 2р-электронов атомов Ы, С и О. Хотя эти электроны и не являются в молекулах идентичными с электронами в свободных атомах, все же они носят на себе отпечаток своего кайносимметричного генезиса и отчасти по этой причине требуют большой энергии для ионизации или возбуждения. [c.265]

    Как видно, в отличие от рассматривавшегося выше метода валентных связей, квантово-химический метод молекулярных орбиталей дает ясное и четкое представление о физической сущности явления ароматичности. Взамен весьма нечетких использовавшихся ранее химических критериев ароматичности из него вытекает следующее определение ароматическими являются такие ненасыщенные циклические соединения, у которых все атомы цикла принимают участие в образовании единой сопряженной системы, а я-электроны этой системы образуют замкнутую электронную оболочку, полностью заполняя связывающие молекулярные орбитали. [c.22]

    Действительно, в молекуле Нег надо разместить четыре электрона. Первые два мы можем поместить на первую молекулярную орбиту, которая была занята двумя электронами в молекуле водорода. Однако вторые два электрона мы должны поместить на орбиту гр— Мы знаем, что эти два электрона не дают связи, а отталкиваются (разрыхляющиеся электроны). При этом обменная часть энергии связи (+р) точно равняется обменной части энергии отталкивания (—р). Таким образом, по теории молекулярных орбит, обменная энергия у двух взаимодействующих атомов гелия равна нулю. Следовательно, метод молекулярных орбит приводит к отсутствию взаимодействия у атомов с насыщенными оболочками, в то время как теория спинвалентности более точно описывает отталкивание их. [c.613]

    Связь между положением полос в спектре фотоэлектронов и энергиями молекулярных орбиталей дается теоремой, впервые высказанной Купмансом. Она утверждает, что орбитальная энергия в хартри-фоковском приближении равна взятому с отрицательным знаком потенциалу ионизации для отрыва электрона с этой орбитали. Теорема строго применима лишь для молекул, в которых все орбитали или заняты двумя электронами, или пусты (так называемые системы с замкнутыми оболочками), однако именно к этому случаю относится большинство стабильных молекул. Она также базируется на предположении, что после ионизации состояния остающихся электронов не приспосабливаются к новому потенциалу в ионе. Другими словами, предполагается, что молекулярные орбитали для положительного иона те же, что и для нейтральной молекулы. Очевидно, что это предположение не является точным. Однако вносимые им погрешности обычно не столь велики, чтобы полностью разрушить ту связь между энергиями молекулярных орбиталей и потенциалами ионизации, которая дается теоремой Купманса. [c.83]

    Теория валентных связей и теория молекулярных орбиталей используются и для описания химической связи в молекулах более тяжелых элементов. В таких молекулах в образование связи вовлекаются не только s-орбитали, но также р-, d- и даже /-орбитали. Но так же как и при образовании ионов, энергией, подходящей для возникновения ковалентных связей, обладают только орбитали валентной оболочки. Остовные орбитали, с более низкой энергией, продолжают испытывать существенное влияние только одного ядра и не дают значительного вклада в образование молекулярной связи. Орбитали с более высокой энергией, чем в валентной оболочке, могут заселяться электронами в возбужденных состояниях молекул, однако их энергия слишком велика, чтобы они смогли принимать заметное участие в образовании связи у невозбужденных молекул, в их основном состоянии. [c.117]

    Молекулярные орбитали иногда аппроксимируют линейными комбинациями локализованных двухцентровых одноэлектронных орбиталей связей. Для нейтральных молекул, которые в основном состоянии имеют замкнутую электронную оболочку, комбинации из связывающих двухцентровых орбиталей связей приводят к связывающим молекулярным орбиталям, а комбинации из разрыхляющих орбиталей связей — к разрыхляющим молекулярным орбиталям. Все молекулярные орбитали, полученные как комбинации связывающих орбиталей связей, в основном состоянии молекулы заполнены электронами. Кроме того, линейные комбинации орбиталей связей имеют те же свойства симметрии, что и обычные молекулярные орбитали, построенные в виде ЛКАО в том же самом базисе. [c.387]


    Чем больше значение разности Дх. тем сильнее ионный характер связи. По мере увеличения Дх максимум электронной плотности внутри связывающей молекулярной орбитали все более сдвигается к атомному ядру более электроотрицательного элемента. В предельном модельном случае (чистая абстракция, так как не существует элемент с х = 0) связывающие электроны полностью переходят на электронную оболочку атома более электроотрицательного элемента и возникает чисто ионная связь (см. 6.10). [c.133]

    Следовательно, для изучения процессов, происходящих в растворах, необходимо применять методы, не изменяющие состояния исследуемой среды — методы оптической и радиоспектроскопии, которые позволяют судить о строении и составе образующихся соединений без их выделения из раствора и сравнивать их с теми, которые выделяются в твердую фазу. В настоящей работе основное внимание уделено методам исследования в ближней ультрафиолетовой, видимой и ближней инфракрасной областях спектра, охватывающих диапазон длин волн примерно от 1900 А до 3 мк. В этих областях наблюдаются полосы поглощения, соответствующие переходам электронов внутри электронных оболочек атомов и ионов в комплексах с ионными связями, переходам электронов между молекулярными орбитами комплекса с ковалентными связями и полосы, соответствующие переносу электронов с центрального иона на лиганды или в обратном направлении. Таким образом, очевидно, что подробное исследование спектра во всей электронной области может дать важные сведения о строении исследуемых комплексов. [c.107]

    Строение электронной оболочки сходно со строением оболочки атомов (молекулярные орбитали). У бензола каждая орбиталь в соответствии с принципом Паули занята двумя электронами (рис. 6.1). [c.217]

    Прежде всего обсудим рассматриваемую проблему с точки зрения одноэлектронного приближения. Мы знаем (см. разд. 5.5), что в этом случае поведение каждого электрона i описывается одноэлектронной волновой функцией ф(0> орбиталью, которую и здесь удобнее всего представить в виде (9.1) (см. разд. 5.6). Поскольку молекула Нг симметрична относительно плоскости, перпендикулярной межъядерной оси и проходящей через ее середину, можно сразу же установить значение коэффициентов i и С2 в равенстве (9.1) для данного случая (см. разд. 6.6). Таким образом, мы получим две молекулярные орбитали ф1 и фг [см. (9.19), (9.20)], одна из которых симметричная (ф]), а другая антисимметричная (фг). Электронную волновую функцию для молекулы Hg в основном состоянии, когда она представляет собой систему с замкнутой оболочкой [см. (5.43)], можно записать в виде слейтеровского детерминанта [c.188]

    На этой стадии в отнощении метода МО возникает еще один вопрос. Так как молекулярные орбитали — многоцентровые, то можно говорить о молекулярных электронных оболочках аналогично тому, как говорили ранее об атомных электронных оболочках. Например, в случае двухатомной молекулы с одинаковыми ядрами типа Рг можно сказать, что МО, возникающие из АО -оболочек двух атомов Р, в совокупности составляют молекулярную оболочку. Подобным же образом можно ввести понятие подоболочки, что оказывается иногда удобным при сокращенном описании электронного строения молекул. Одной из возможных подоболочек может быть, например, о а или (л-оболочка). [c.163]

    Влияние электронной корреляции на орбитали заполненных оболочек обычно мало. Проведенные в рамках теории МО расчеты распределения зарядов и дипольных моментов для ст-систем (т. 1, ч. I) и я-систем (т. 1, ч. II) оказываются для замкнутых оболочек вполне удовлетворительными, если только нет больших эффектов почти вырождения . Иначе обстоит дело для систем с незаполненными оболочками. Здесь, напротив, обязательно нужно учитывать как влияние электронной корреляции на молекулярные орбитали, так и особые эффекты средней поляризации орбиталей /р. Последние эффекты могут существенно изменить распределение зарядов по сравнению с тем, к которому приводит расчет просто по хартри-фоковским орбиталям они могут также [c.5]

    В ТМО принимается, что при образовании молекул из атомов происходит обобществление всех атомных электронов. Путем взаимного наложения (перекрывания) облаков последних возникают новые комбинированные облака, уже являющиеся общими для всей молекулы в целом. Это молекулярные орбитали (МО). Они в молекуле распределены по все возрастающим энергетическим уровням (подобно тому, как и в атоме), что диктуется дискретностью поля, создаваемого совокупностью атомных ядер в ней. В результате электронная оболочка молекулы приобретает как бы слоистое строение. [c.107]

    В оболочке молекулы кислорода содержится четное число электронов (как отмечено выше, их 16). Можно было бы предположить, что все они спарены, и кислород по своим магнитным свойствам должен бы быть веществом диамагнитным. Однако в действительности указанный газ парамагнитен. Это говорит о том, что в оболочке молекулы Оз должны содержаться неспаренные электроны. ТМО это объясняет тем, что на двух разрыхляющих л-орбиталях имеются два электрона с параллельными спинами, которые, согласно правилу Хунда, не могут ни спариваться, ни вследствие этого занять одну орбиталь. Создаются две одноэлектронные молекулярные орбитали (лр р 2р У и (лр зр 2рг)К о нашло свое отображение в приведенной выше конфигурационной формуле молекулы кислорода и в энергетической диаграмме, представленной на рисунке 5-25 .  [c.114]

    Хюккель предположил, исходя из аналогии с электронной оболочкой инертных газов, что образование в циклической системе замкнутой л -электронной оболочки, в которой все л-электроны полностью занимают связывающие орбитали, должно приводить к повышенной устойчивости системы. В общем виде для моноциклических плоских систем, состоящих из 5р2-гибридизованных атомов. углерода, это условие выполняется при наличии 4п+2 л-электронов (л —нуль или любое целое число), поскольку. все низшие молекулярные орбитали, как следует из уравнения (1.1), за исключением орбитали с наименьшей энергией (/=0), являются дважды вырожденными, [c.13]

    Электроны низших оболочек атомов сохраняют и в составе молекулы свои старые надежные орбиты, а новую индивидуальность обретают лишь те, что расположены в самом верху. Там -орбита может смешаться с другой 5- или р-орбитой, так что новая, связывающая, будет иметь ось симметрии, проходящую через оба адра. р-Орбиты могут смешиваться иначе через ядра пройдет не ось, а плоскость. Молекулярные орбиты принято обозна- [c.267]

    Спины электронов, находящихся на одной атомной или молекулярной орбитали, суммируются и взаимно компенсируются. Поэтому валентно-насыщенные частицы не обладают магнитным моментом, обусловленным спином электронов. Тем не менее они взаимодействуют с магнитным полем, хотя н существенно слабее, чем парамагнитные частицы. Это взаимодействие обусловлено действием внешнего магнитного поля на электронные оболочки, т. е. на движущиеся электрические заряды. В результате действия магнитного поля движение электронов искажается, возникает некоторая намагниченность, пропорциональная напряженности приложенного поля и направленная навстречу полю. Тем самым внеп нее поле как бы ослабляется. В частности, это приводит к некоторому выталкиванию вещества из магнитного поля, т. е. этим эффектом обусловлен диамагнетизм веществ, построенных из валентно-насыщенных частиц. Естественно, что диамагнетизм присущ и парамагнит- [c.100]

    В теории кристаллического поля (ТКП) лиганды выступают только как Источник создаваемого ими поля. Химическая связь центральный ион — лиганд рассматривается как ионная (например, в [СоРе] ) или ион-дипольная ([Ре(Н20) ), электронная оболочка центрального иона— как автономная, а oбoJЮЧки лигандов вообще не рассматриваются. Такой подход является приближенным. Опыты по электронному парамагнитному резонансу показывают, что электронная плотность ие сосредоточена на лигандах и центральном ионе, а частично размазана в объеме комплексного иона, т. е. что связь в координационных соединениях — ковалентная с большей или меньшей полярностью. Для описания такой связи необходимо привлечь теорию молекулярных орбита-лей, как более общую, чем электростатическая теория ионной связи. В ней находят объяснение Т01якие магнитные эффекты, интенсивность спектров поглощения и другие свойства, не получившие объяснения в ТКП. Сама же ТКП оказывается частным случаем более общей теории МО ЛКАО, получившей в химии координационных соединений название теории поля лигандов (ТПЛ), основы которой заложены Ван-Флеком. [c.247]

    Молекулярные орбитали ферроцена строятся как линейные ком- бинации Зс/-, 4s- и 4/7-АО железа и десяти тг-орбиталей колец (по 5 от каждого кольца). Всего возникает 19 МО, среди них связывающие, несвязывающие и разрыхляющие. Сильно связывающими орбиталями являются Oig, а ,,, и На них размещаются 12 электронов. За этой замкнутой оболочкой следук5т несвязывающие орбитали a[g, ig и Электронные конфигурации МО аналогов ферроцена ( ценовых комплексов переходных металлов) имеют вид в согласии с их магнитными свойствами  [c.252]

    Начнем краткое рассмотрение диаграмм с гомоядерных молекул, образованных атомами элементов первого и второго периодов, так что при рассмотрении пределов - разъединенных атомов и объединенного атома - можно ограничиться оболочками с и 3. Для двух разъединенных атомов имеем пары вырожденных уровней Ьд и 1 0 2Лд и 2 в 2/ д и 2р . При сближении атомов эти уровни рас-ш,епляются, переходя в уровни молекулы, каждый из которых будет либо невырожденным, либо максимум двукратно вырожденным в зависимости от типа симметрии той молекулярной орбитали (или орбиталей), которая отвечает данному уровню. В нулевом приближении из пары 15дИ 1 в орбиталей возникают 2 молекулярные орбитали 1а = 1Ла+ и 1а = 15д- 15в, причем нормировочные коэффициенты ради простоты не выписываются. Аналогичное расщепление возникает и для 2 -уровня, так что соответствующие молекулярные орбитали имеют вид 2а = 2 д + 2 в, 2а = 2 д - 2зв- Орбитали р , р и р, трехкратно вырожденного набора в поле осевой симметрии расщепляются на два поднабора р , Ру и р (ось 2 направлена по линии, соединяющей ядра). Первый из них порождает молекулярные орбитали = р,л + р.п, РуА +Рув я= Р,А - Р.В, РуА - Рув , тогда как второй - орбитали Ои = Ры+ Р в g=PzA- Р в Орбитали а имеют на одну больше узловых поверхностей, чем соответствующие о -орбитали, и должны, следовательно, при сближении атомов А и В быть выше по энергии орбиталей а . Для л -орбиталей картина обратная у л -орбиталей узловых поверхностей меньше, чем у Лg. [c.421]

    Примеры структур с трехмерной А.-углеводородные катионы ( H)I (ф-ла XXX (СН)Г (XXI), Hs — Hj производные к-рых известны, нн-до- и клозокарбораны (XXII и XXIII), л-комплексы типа железа карбонилов и др. (см. Карбонилы металлов), сэндвичевые структуры типа ферроцена, металлоорг. кластеры-производные переходных металлов. Во всех этих структурах реализуется замкнутая оболочка валентных электронов, заполняющих только связывающие молекулярные орбитали. Для разл. типов каркасных структур, напр, пирамидальных, сэндвичевых, бипирамидальных, разработаны специфич. правила электронного счета, определяющие их устойчивость, т.е. ароматичность. [c.202]

    Делокализация электронов между несколькими атомами в цикле ведет к повыщению устойчивости системы, если только имеется достаточно связывающих и несвязывающих молекулярных орбита-лей для размещения этих электронов с образованием замкнутой оболочки. Следует ожидать, что такое распределение электронов снизит энергию переходного состояния реагирующей молекулы или молекул. Можно ожидать, что ароматическое переходное состояние облегчит реакцию. [c.308]

    В образовании МО участвуют только валентные электроны, т. е. электроны последней, валентной оболочки атомов. При этом в образовании МО могут участвовать не только атомные, но и молекулярные орбитали (Д-А-связь). Так, в атоме С1 с электронной оболочкой в 2 2р Ъз Ър не могут участвовать в образовании МО электронные уровни с главным квантовым числом и = 1 и и = 2. У многих элементов переходных рядов больших периодов периодической системы Д. И. Менделеева наблюдается заполнение электронами как пу- и и пoдypoвнeй, так и предыдущего n- )d- или n-iy-уровня. В соединениях этих элементов связывающими могут оказаться кроме л-уровня, Е также (и - )d- и реже (и - 2)/ уровни. [c.63]

    Переходы молекулы из одного состояния в друтое сопровождаются перераспределением электронной плотности. Имеется несколько способов разделять наблюдаемые переходы по типам изменений, происходящих в молекуле под действием электромагнитного излучения. Электронные спектры поглощения молекул, наблюдаемые в УФ- и видимой областях спектра, связаны, главным образом, с возбуждением электронов валентной оболочки. Принято считать, что при возбуждении меняется состояние (энергия и волновая функция) только одного электрона. Одноэлектронные волновые функции молекулы (молекулярные орбитали) принято обозначать в соответствии с типом связи между атомами. Орбитали, симметричные относительно оси связи, обозначаются а. Если орбитали не меняют знака вдоль связи, они являются связывающими. Им соответствуют наиболее глубоко расположенные энергетические уровни. Электроны, находящиеся на этих орбиталях, обеспечивают а-связь между атомами. Если а-орбиталь меняет знак между связываемыми атомами, она является разрыхляющей и обозначается а. Соответствующий ей энергетический уровень расположен много выше уровней орбиталей несвязанных атомов. Орбитали, меняющие знак на оси связи, обозначаются как тг-орбитали, которые тоже могут быть как связывающими (тс), так и разрыхляющими (тг). Уровни этих молекулярных орбиталей расположены соответственно ближе к уровням несвязывающих атомных орбиталей. При возбуждении могут меняться и состояния электронов, не участвующих в связи, орбитали которых локализованы на отдельных атомах ( -электроны). В спектрах комплексов ионов переходных металлов участвуют электроны, расположенные на с1-орбиталях. Электронные переходы обычно обозначают символами, соответствующими исходному и конечному одноэлектронным состояниям (например, а->а, тг->тг, п- а, и—). Однако по мере увеличения числа атомов в молекуле классификация электронньгх переходов усложняется. [c.221]

    Это положение требует некоторого пояснения. Из рис. 14, а, на кото ром приведены способы образования МО, отчетливо видно, что нижняя связывающая МО образована из двух 18-атомных орбиталей атомов А и В и она обозначается как СТ],-орбиталь верхняя разрыхляющая молекулярная орбиталь соответственно обозначается как ст, (рис. 14, а). рис. 14, б следует, что нижняя МО, образованная из двух р -орбиталеФ-(связывание по оси х), должна иметь символ Стар, верхняя — ст . Прей должая аналогичные рассуждения, получим (рис. 14, в), что при взаямо- действии 2р атомных орбиталей образуются П2р и п р молекуляршЛ) орбитали. Понятно, что аналогично (при повороте на 90°) могут быть получены и Л2р молекулярные орбитали. Этот тип классификации МО применяется весьма часто особенно важен он для построения корр ляционных диаграмм и электронных оболочек молекул.  [c.606]

    В схеме (4.23) приведены, помимо полного, еще два типа обозначений. Первое из них, предложенное Малликеном [255], применимо также и к молекулам, построенным из различных атомов орбитали этих молекул можно строить из АО, относящихся к различным электронным оболочкам [например, H(ls) и С1 (Зрх) в НС1], для которых полное обозначение неприменимо. Обозначения Малликена позволяют избежать предположения, что, например, a2s-M0 состоит только нз 2s-A0 так, символом Z0 обозначена низшая МО а-типа, которая, как правило (но не всегда), бывает построена из атомных орбиталей 2s. Основной недостаток этих сокращенных обозначений заключается в применении букв х, у, z,. .., которые никак не связаны с декартовыми координатами xyz, расположенными в виде индексов в верхней строчке схемы (4.23), а также в отсутствии наглядной связи между МО и двумя АО, в которые, как правило, переходит рассматриваемая МО при увеличении межатомного расстояния. По этим причинам мы обычно будем пользоваться-первоначальными обозначениями, однако следует знать и обозначения Малликена. Сокращенное обозначение применимо и к орбиталям трехквантовой или М-оболочки в этом случае перед обозначением в скобках ставят соответствующую букву [в данном случае (ш)] например,- m)za — сокращенная форма для 3sG. Каким бы ни было обозначение, оно, разумеется, служит для указания характеристик молекулярной электронной оболочки точно так же, как это было для атомных оболочек. Оба способа обозначений позволяют записать конфигурацию молекулы совершенно аналогично тому, как это делалось в разделе 2.8 для атомов. [c.109]

    С. Р. Добротин и В. П. Барзаковский [43] указывали на па лпчие молекулярной орбиты, т. е. общей электронной оболочки, как на необходимый признак химического соединения, являющийся основным условием проявления химической формы движения материи. Именно этот признак и был положен Е. С. Макаровым [44] в основу определения понятия химического соединения Химическое соединение есть качественно новое соединение атомов одного или нескольких химических элементов, получающееся в результате образования стабильных (в условиях взаимодействия) электронных конфигураций взаимодействующих атомов (молекул) и объединения этих атомов в дискретные микромолекулы или же в гигантские полимолекулы постоянного или переменного состава . [c.212]

    Металлы класса б характеризуются наличием у атомов некоторого числа -электронов вне электронных оболочек атомов инертного газа. Эти с -электронр) могут образовать с атомами лиганда л-связь, и наличие такой я-связи обусловливает многие свойства комплексов металлов класса б. Наиболее устойчивые комплексы эти металлы образуют с теми лигандами, которые могут принимать электроны от металла, т. е. с лигандами, имеющими свободные -орбиты, такие, как Р(СНз)з, 5 и 1 , или с лигандами, у которых электроны, находящиеся на молекулярных орбитах, могут быть делокализованы к числу таких лигандов относятся СО и СК (рис. 21). Таким образом установлено, что элементы классов а я б образуют устойчивые комплексы с различными типами лигандов. Элементы класса а предпочитают кислород- и азотсодержащие лиганды, а также Р . Элементы класса б образуют более устойчивые комплексы с тяжелыми элементами подгрупп азота, кислорода и фтора .  [c.141]

    Молекулярные орбиты. Образование химической связх обязано тому факту, что один электрон может одновременно взаимодействовать с двумя ядрами. Неспособность инертных газов с их заполнеппыми валентными оболочками образовывать химические связи указывает на тесное соответствие электронной структуры атомов и их способности связываться химически. Электроны связи в молекулах должны иметь волновые функции, похожие на атомные орбиты вблизи связываемых атомов, но такие, которые занимают область между двумя ядрами. Волновые функции, удовлетворяюш ие этим условиям, могут быть получены простым сложением атомных орбит, центрированных по отношению к обоим ядрам. Новые функции называются молекулярными орбитами. [c.110]

    Как циклобутадиен (/г = 4), так и плоский циклоок-татстрасн к — 8) при конфигурации правильного многоугольника имеют по две несвязывающие молекулярные орбиты (е = 0). Электронная конфигурация, соответствующая наинизшей энергии, должна поэтому быть такой, при которой связывающая орбита (или орбиты) окажется дважды занятой, а оставшиеся два электрона займут две вырожденные несвязывающие орбиты. Такая конфигурация приводит к трем синглетным и одному триплетному состояниям, из которых последнее, согласно правилу Хунда, должно быть наиболее стабильным. Таким образом, ни одна из этих молекул при правильной плоской форме не будет обладать в основном состоянии замкнутой оболочкой это обстоятельство, несомненно, связано с неустойчивостью обеих молекул. Позднее мы вернемся к этому вопросу. [c.22]

    При интерпретации данных [91] для ферроцена иферрициния полезно воспользоваться результатами единственных в своем роде количественных расчетов этих комплексов, выполненных Е. М. Шусторовичем и М. Е. Дяткиной [97, 98] с помощью метода самосогласованных молекулярных орбит (МО). Валентные оболочки комплексов состоят из девяти связывающих молекулярных орбит различной симметрии вида ф = аг1)4-6х> где -ф — атомные орбиты железа, х — молекулярные орбиты лигандных колец, а и Ь — числовые коэффициенты, причем а + 6-= 1. Результаты расчетов приводятся в табл. 2, где даны значения а для каждой из молекулярных орбит комплексов. Очевидно, что плотность облака 45-электронов (за счет Лха-орбиты) в Рп и Рп практически одинакова (2-0,49 0,5), и это соответствует близости химических сдвигов в обоих комплексах. Что же касается квадрупольного расщепления, то его уменьшение в феррицинии связано не только с уменьшением вклада 28 (3-0,94- —4-0,852 = —0,26), но и с увеличением вклада 12(4-0,45- — 4-0,37-== 0,24) в Рп , поскольку .25 дает положительное (т — 2 = + 2), а Е , — отрицательное (т — 2 =—1) расщепление (вклад за счет ( -электронов с ш = О остается при этом неизменным). [c.50]


Смотреть страницы где упоминается термин Молекулярные оболочки (молекулярные орбиты, МО): [c.96]    [c.129]    [c.24]    [c.55]    [c.350]    [c.86]    [c.45]    [c.221]    [c.110]   
Смотреть главы в:

Введение в электронную теорию органических реакций -> Молекулярные оболочки (молекулярные орбиты, МО)




ПОИСК





Смотрите так же термины и статьи:

Молекулярные оболочки

Оболочка

Орбита



© 2025 chem21.info Реклама на сайте